Соединения азота: от фундаментальных физико-химических свойств до ключевой экологической и физиологической роли

Введение: Актуальность проблемы и структура исследования

Соединения азота, и в частности его оксиды ($\text{NO}_{\text{x}}$), являются одними из самых парадоксальных и многофункциональных химических веществ на планете. С одной стороны, они служат фундаментальными строительными блоками жизни, участвуя в глобальном цикле азота и выступая в роли критических сигнальных молекул в физиологии млекопитающих. С другой стороны, они представляют собой серьезнейшую экологическую угрозу, будучи ключевыми инициаторами фотохимического смога и кислотных дождей, что делает их изучение неотъемлемой частью современной экологической химии.

Актуальность всестороннего анализа соединений азота обусловлена необходимостью разработки эффективных стратегий контроля антропогенных выбросов и, одновременно, понимания сложнейших биохимических механизмов, в которых участвует оксид азота ($\text{NO}$). Цель данной работы — систематизировать академическую информацию о физико-химических свойствах оксидов азота, проследить их трансформацию в атмосферных процессах и раскрыть их уникальную физиологическую роль, а также проанализировать современные подходы к нейтрализации их выбросов.

Структура исследования, соответствующая требованиям курсового проекта, включает пять ключевых аналитических разделов: фундаментальные химические основы и методы синтеза; роль в глобальном цикле; экологические последствия; биохимическая сигнализация; и технологии денитрификации.

Основы химии оксидов азота: Классификация, свойства и методы синтеза

Азот способен образовывать обширный ряд бинарных соединений с кислородом, демонстрируя в них степени окисления от +1 до +5. Этот ряд включает оксид азота(I) ($\text{N}_{2}\text{O}$, +1), оксид азота(II) ($\text{NO}$, +2), оксид азота(III) ($\text{N}_{2}\text{O}_{3}$, +3), диоксид азота/тетраоксид азота ($\text{NO}_{2}/\text{N}_{2}\text{O}_{4}$, +4) и оксид азота(V) ($\text{N}_{2}\text{O}_{5}$, +5).

Оксиды азота четных степеней окисления ($\text{N}_{2}\text{O}$ и $\text{NO}$) являются несолеобразующими оксидами, то есть они не взаимодействуют напрямую с водой, образуя соответствующие кислоты. В то же время, оксиды с нечетными степенями окисления ($\text{N}_{2}\text{O}_{3}$ и $\text{N}_{2}\text{O}_{5}$) выступают в роли кислотных ангидридов, соответствующих азотистой ($\text{HNO}_{2}$) и азотной ($\text{HNO}_{3}$) кислотам соответственно. Именно эта химическая двойственность определяет их разнообразное участие как в синтетических, так и в природных (атмосферных) процессах, а понимание этой разницы критически важно для прогнозирования их поведения в окружающей среде.

Физико-химические характеристики и получение

Для каждого из ключевых оксидов азота характерны специфические физические свойства и методы получения, которые отражают их реакционную способность и устойчивость.

Соединение	Степень окисления N	Характеристики (при н.у.)	tпл. (°C)	tкип. (°C)	Лабораторный метод получения
N₂O (Веселящий газ)	+1	Бесцветный, несолеобразующий газ	-91	-88,5	Термическое разложение нитрата аммония
NO (Оксид азота(II))	+2	Бесцветный, несолеобразующий газ	-163,6	-151,7	Действие разбавленной HNO₃ на медь
N₂O₃ (Азотистый ангидрид)	+3	Нестабильная синяя жидкость/твердое	-102	Разлагается	Охлаждение эквимолярной смеси NO и NO₂
NO₂/N₂O₄	+4	Коричневый газ/бесцветный димер	-11,2	21,2	Окисление NO кислородом
N₂O₅ (Азотный ангидрид)	+5	Белое кристаллическое твердое вещество	41	Разлагается	Дегидратация HNO₃ оксидом фосфора(V)

Получение N₂O:

Оксид азота(I) (N₂O) традиционно получают путем контролируемого термического разложения нитрата аммония (NH₄NO₃). Критически важно поддерживать температуру реакции ниже 245 °C, поскольку более сильный нагрев может привести к взрывному разложению:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Получение NO:

Оксид азота(II) (NO) является парамагнитным соединением с неспаренным электроном. Он легко реагирует с кислородом воздуха, что затрудняет его хранение, но упрощает образование NO₂ в атмосфере. В лабораторных условиях его получают восстановлением разбавленной азотной кислоты (в отличие от концентрированной, которая даст NO₂) металлами, например, медью:

3Cu + 8HNO₃ (разб) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Термодинамическое равновесие и устойчивость

Поведение оксидов азота с промежуточными степенями окисления часто определяется их термодинамической стабильностью и склонностью к димеризации.

Нестабильность N₂O₃:

Оксид азота(III) (N₂O₃) является ангидридом азотистой кислоты. Он устойчив только при очень низких температурах, ниже 4 °C, где он существует как синяя жидкость. При повышении температуры он быстро разлагается на свои составляющие:

N₂O₃ ⇌ NO + NO₂

Получение N₂O₃ основано на обратной реакции: сильном охлаждении эквимолярной смеси NO и NO₂.

Равновесие NO₂/N₂O₄:

Диоксид азота (NO₂) и тетраоксид азота (N₂O₄) находятся в динамическом равновесии, которое является классическим примером влияния внешних условий на химическую систему (принцип Ле Шателье):

N₂O₄ (г) ⇌ 2NO₂ (г), ΔH° > 0

Поскольку реакция диссоциации (вправо) является эндотермической ($\Delta\text{H}^{\circ} > 0$, с поглощением тепла) и сопровождается увеличением объема (2 моля газа из 1 моля), равновесие смещается:

1. Повышение температуры: Смещает равновесие вправо, увеличивая концентрацию NO₂ (красно-бурый газ).
2. Понижение давления: Смещает равновесие вправо (в сторону большего числа молей), увеличивая концентрацию NO₂.

Таким образом, при комнатной температуре и атмосферном давлении преобладает NO₂ (красно-бурый токсичный газ), тогда как при сильном охлаждении или высоком давлении система смещается в сторону бесцветного, менее токсичного димера N₂O₄. Это химическое равновесие имеет прямое экологическое значение, так как именно концентрация NO₂ определяет токсичность атмосферного воздуха.

Глобальный цикл азота: Биологическая и техническая фиксация

Молекулярный азот ($\text{N}_{2}$) составляет около 78% атмосферы, но в этой форме он химически инертен для большинства организмов. Процессы фиксации азота — превращение инертного $\text{N}_{2}$ в химически доступные формы (аммиак, нитраты) — являются критическими для поддержания жизни на Земле.

Биологическая азотфиксация

Биологическая азотфиксация (диазотрофия) — это процесс, осуществляемый прокариотными микроорганизмами (диазотрофами), такими как клубеньковые бактерии (Rhizobium) и цианобактерии. Они обладают уникальным ферментным комплексом — нитрогеназой, который восстанавливает $\text{N}_{2}$ до аммиака.

Общее уравнение фиксации:

N₂ + 6e⁻ + 6H⁺ → 2NH₃

Энергетическая стоимость процесса:

Тройная связь N≡N является одной из самых прочных в химии, что делает процесс фиксации чрезвычайно энергоемким. Полное уравнение реакции, катализируемой нитрогеназой, включает обязательное выделение водорода в качестве побочного продукта и демонстрирует колоссальные затраты аденозинтрифосфата ($\text{АТФ}$):

N₂ + 8H⁺ + 8e⁻ + 16Mg · АТФ → 2NH₃ + H₂ + 16Mg · АДФ + 16Фн

Таким образом, для ассимиляции одной молекулы азота требуется не менее 16 молекул $\text{АТФ}$. Для защиты нитрогеназы от кислорода, который ее инактивирует, аэробные азотфиксаторы (например, Azotobacter) разработали механизмы усиленного дыхания, тогда как цианобактерии используют специализированные клетки — гетероцисты — для пространственной изоляции фермента.

Технический синтез аммиака (Процесс Габера–Боша)

Техническая фиксация азота, реализованная в промышленном процессе Габера–Боша (1910 год), является важнейшим химическим процессом XX века, обеспечившим производство минеральных удобрений, тем самым поддерживая продовольственную безопасность мира. Почему же этот процесс до сих пор считается одним из самых энергоемких в мировой химической индустрии?

Процесс представляет собой синтез аммиака из атмосферного азота и водорода:

N₂ (г) + 3H₂ (г) ⇌ 2NH₃ (г), ΔH° = -92,4 кДж/моль

Реакция является экзотермической (Q > 0) и протекает с уменьшением объема. Для смещения равновесия в сторону продукта (NH₃) и обеспечения достаточной скорости процесса используются следующие промышленные условия:

• Температура: Оптимальный диапазон 400–500 °C (компромисс между скоростью и выходом).
• Давление: 150–350 атм (высокое давление смещает равновесие вправо, согласно принципу Ле Шателье).
• Катализатор: Высокодисперсное α-железо с добавлением промоторов.

Роль промоторов в катализаторе Габера–Боша:

Для повышения эффективности катализатора используются оксиды алюминия ($\text{Al}_{2}\text{O}_{3}$) и калия ($\text{K}_{2}\text{O}$), которые выполняют строго определенные функции:

1. Оксид алюминия ($\text{Al}_{2}\text{O}_{3}$): Выступает в роли структурного промотора. Его функция — препятствовать спеканию (коагуляции) микрокристаллов активного железа при высоких температурах, сохраняя, таким образом, большую площадь активной поверхности катализатора.
2. Оксид калия ($\text{K}_{2}\text{O}$): Выступает в роли электронного промотора. Он отдает электроны атомам железа, повышая их электронную плотность, что облегчает адсорбцию и разрыв прочной тройной связи молекулы N₂.

Оксиды азота в экологии: Механизмы формирования загрязнений

Антропогенные выбросы оксидов азота ($\text{NO}_{\text{x}}$, где x — смесь NO и NO₂) являются одними из главных источников загрязнения воздуха. Они образуются при сжигании ископаемого топлива (на транспорте и промышленных ТЭЦ) при высоких температурах, где атмосферный азот окисляется. NOₓ выступают катализаторами цепных реакций, приводящих к образованию вторичных токсичных загрязнителей.

Фотохимический смог: Ключевые реакции и продукты

Фотохимический смог — это сложная форма загрязнения, типичная для солнечных, безветренных условий в крупных мегаполисах. Он возникает, когда первичные загрязнители — оксиды азота ($\text{NO}_{\text{x}}$) и летучие органические соединения ($\text{ЛОС}$) — под действием ультрафиолетового излучения Солнца вступают в серию фотохимических реакций.

Ключевым звеном в образовании смога является диоксид азота ($\text{NO}_{2}$), который под действием света инициирует образование тропосферного озона ($\text{O}_{3}$):

1. Фотолиз NO₂: NO₂ + hν → NO + O (Атом кислорода)
2. Образование озона: O + O₂ → O₃ (Тропосферный озон)

Образовавшийся оксид азота (NO) затем окисляется обратно в NO₂, замыкая каталитический цикл. В чистой атмосфере это происходит за счет озона (NO + O₃ → NO₂ + O₂), но в загрязненной среде с высоким содержанием ЛОС и их радикалов, NO окисляется гораздо быстрее пероксирадикалами (ROO• или HOO•), что позволяет озону накапливаться до токсичных концентраций:

HOO• + NO → OH• + NO₂

Пероксиацетилнитрат (ПАН):

Помимо озона, в результате реакций между оксидами азота и радикалами ЛОС образуются другие высокотоксичные вторичные загрязнители, наиболее значимым из которых является пероксиацетилнитрат ($\text{ПАН}$), имеющий формулу $\text{CH}_{3}\text{C}(\text{O})\text{OONO}_{2}$. ПАН является сильным лакриматором (раздражителем глаз) и фитотоксикантом, повреждающим растительность.

Кислотные дожди и статистический анализ

Оксиды азота вносят существенный вклад в формирование кислотных дождей. Диоксид азота ($\text{NO}_{2}$) реагирует с атмосферной влагой, образуя сильные кислоты:

2NO₂ + H₂O → HNO₃ (Азотная кислота) + HNO₂ (Азотистая кислота)

Азотная кислота, являясь сильным окислителем, вносит значительный вклад в закисление почв, водоемов и ускоряет коррозию. Она также взаимодействует с аммиаком, образуя нитрат аммония ($\text{NH}_{4}\text{NO}_{3}$), который выпадает на поверхность Земли в виде минеральных аэрозолей.

Статистический анализ выбросов NOₓ в России:

Ключевым антропогенным источником NOₓ является автотранспорт. Глобальные и региональные статистические данные подчеркивают острую необходимость регулирования этого сектора. Эти цифры наглядно демонстрируют, что в крупнейших городах России контроль за выбросами автотранспорта (и, следовательно, за эмиссией $\text{NO}_{\text{x}}$) является приоритетной задачей экологической политики.

Регион	Источник выбросов	Доля в общем объеме выбросов загрязняющих веществ
Москва	Автомобильный транспорт	До 84%
Санкт-Петербург	Автомобильный транспорт	Около 68%
Россия (среднее)	Весь антропогенный сектор	Около 22 млн. тонн (в 2023 г.)

NO как сигнальная молекула: Биохимическая роль и патологические пути

В 1990-х годах оксид азота ($\text{NO}$), ранее известный только как токсичный загрязнитель, был признан жизненно важным эндогенным соединением, выполняющим роль газотрансмиттера и вторичного мессенджера в организме млекопитающих. Он регулирует широкий спектр физиологических функций: от регуляции кровяного давления до иммунного ответа.

Ферментативный синтез и регуляция NO-синтаз (NOS)

Синтез $\text{NO}$ в клетках катализируется семейством ферментов — $\text{NO}$-синтазами ($\text{NOS}$). Исходным субстратом служит условно незаменимая аминокислота L-аргинин.

Суммарное уравнение синтеза NO:

2L-Аргинин + 3НАДФН + 4O₂ + 3H⁺ → 2L-Цитруллин + 2NO + 3НАДФ⁺ + 4H₂O

Три изоформы NOS:

Идентифицированы три основные изоформы фермента, различающиеся локализацией, регуляцией и количеством синтезируемого NO:

1. Эндотелиальная NOS ($\text{eNOS}$ или $\text{NOS}-3$): Локализуется в эндотелиальных клетках сосудов.
2. Нейрональная NOS ($\text{nNOS}$ или $\text{NOS}-1$): Обнаруживается в нейронах и скелетных мышцах.
3. Индуцибельная NOS ($\text{iNOS}$ или $\text{NOS}-2$): Экспрессируется макрофагами и другими иммунными клетками в ответ на воспалительные стимулы (цитокины).

Регуляция активности:

Активность eNOS и nNOS является конститутивной (постоянно присутствующей) и строго $\text{Ca}^{2+}$-зависимой. Небольшие повышения внутриклеточной концентрации ионов $\text{Ca}^{2+}$ приводят к связыванию кальмодулина, который, в свою очередь, активирует $\text{eNOS}/\text{nNOS}$. Этот механизм обеспечивает быстрый, но кратковременный синтез NO в пикомолярных концентрациях, идеальных для локальной межклеточной сигнализации.

В отличие от них, iNOS является индуцибельной и $\text{Ca}^{2+}$-независимой. Она синтезируется в больших количествах в ответ на воспаление и способна генерировать гораздо более высокие (наномолярные) концентрации NO в течение длительного времени. Эти высокие концентрации NO используются иммунной системой для цитотоксических целей (уничтожение бактерий, вирусов и опухолевых клеток).

Механизмы действия в сердечно-сосудистой системе

Наиболее изученной функцией NO является его роль в регуляции тонуса сосудов. NO, синтезированный eNOS в эндотелии, диффундирует в прилегающие гладкомышечные клетки сосудов. Здесь он активирует ключевой фермент — растворимую гуанилатциклазу ($\text{sGC}$).

Активация sGC катализирует превращение гуанозинтрифосфата ($\text{ГТФ}$) во вторичный мессенджер — циклический гуанозинмонофосфат ($\text{цГМФ}$):

ГТФ →[NO] Гуанилатциклаза→ цГМФ

Повышение уровня цГМФ приводит к активации протеинкиназ, вызывающих расслабление гладкой мускулатуры. Результатом этого процесса является вазодилатация (расширение сосудов) и, как следствие, снижение артериального давления. Не является ли этот механизм, лежащий в основе действия нитроглицерина, одним из самых элегантных примеров биохимической регуляции?

Окислительный стресс и роль пероксинитрита (ONOO⁻)

При патологических состояниях, характеризующихся высоким уровнем оксидативного стресса (например, ишемия, сепсис, нейродегенерация), может наблюдаться избыточная продукция как NO, так и супероксидного анион-радикала ($\text{O}_{2}^{\bullet -}$).

Эти две молекулы вступают в ультрабыструю реакцию, образуя чрезвычайно токсичный пероксинитрит-анион ($\text{ONOO}^{-}$):

NO + O₂•⁻ → ONOO⁻

Эта реакция является одной из самых быстрых в биологии. Ее константа скорости составляет приблизительно 6,7 × 10⁹ М⁻¹ · с⁻¹ (при pH 7,4 и 37 °C). Такая высокая скорость означает, что $\text{NO}$ и $\text{O}_{2}^{\bullet -}$ не могут сосуществовать в значительных концентрациях; их взаимодействие является предпочтительным.

Пероксинитрит ($\text{ONOO}^{-}$) является мощным окислителем и нитрирующим агентом. Его патологическая роль заключается, в частности, в нитрировании тирозина — необратимом химическом изменении аминокислотных остатков в белках, что приводит к нарушению их структуры и функции. Это прямое звено в развитии окислительного стресса и клеточной дисфункции, ассоциированной с множеством заболеваний. Таким образом, баланс между синтезом сигнального NO и образованием ONOO⁻ является ключевым для клеточного здоровья.

Современные методы каталитической нейтрализации выбросов NOₓ

Учитывая токсичность NOₓ и их роль в формировании смога и кислотных дождей, разработка и внедрение эффективных технологий очистки дымовых и выхлопных газов является важнейшей экологической задачей.

Каталитические методы денитрификации признаны наиболее эффективными и экономически оправданными для снижения выбросов NOₓ до предельно допустимых концентраций. Основная цель этих технологий — восстановить оксиды азота до безвредных молекулярного азота ($\text{N}_{2}$) и воды.

Селективное каталитическое восстановление (SCR)

Технология Селективного Каталитического Восстановления ($\text{SCR}$, Selective Catalytic Reduction) является золотым стандартом для очистки стационарных (ТЭЦ, промышленные котлы) и мобильных (дизельный транспорт) источников выбросов.

Принцип SCR основан на реакции оксидов азота с восстановителем в присутствии кислорода и специального катализатора, который избирательно ускоряет восстановление NOₓ, минимизируя побочное окисление восстановителя. В качестве восстановителя чаще всего используется аммиак ($\text{NH}_{3}$) или его безопасный прекурсор — водный раствор мочевины ($\text{CO}(\text{NH}_{2})_{2}$). Мочевина при нагревании гидролизуется до аммиака.

Ключевые реакции SCR (с использованием аммиака):

4NO + 4NH₃ + O₂ →[Катализатор] 4N₂ + 6H₂O

2NO₂ + 4NH₃ + O₂ →[Катализатор] 3N₂ + 6H₂O

Промышленные катализаторы SCR:

Выбор катализатора зависит от температурного режима.

• Для стационарных установок (диапазон 300–400 °C): Наиболее широко используются высокоактивные и относительно недорогие катализаторы на основе оксида ванадия ($\text{V}_{2}\text{O}_{5}$) на диоксиде титана ($\text{TiO}_{2}$). Эта система обеспечивает высокую эффективность и устойчивость к сернистому ангидриду ($\text{SO}_{2}$), который часто присутствует в дымовых газах.
• Для мобильных источников: Используются катализаторы на основе цеолитов, активированных ионами меди (Cu-цеолиты) или железа (Fe-цеолиты).

Современные каталитические нейтрализаторы, включая системы SCR на транспорте и промышленных установках, обеспечивают высокую степень очистки газовых выбросов по оксидам азота, находящуюся в диапазоне 65–95%. Это делает технологию SCR незаменимым инструментом в борьбе с загрязнением атмосферы.

Заключение

Анализ соединений азота продемонстрировал их уникальную междисциплинарную значимость, простирающуюся от фундаментальной неорганической химии до критических аспектов экологической безопасности и молекулярной физиологии.

С точки зрения химии, оксиды азота образуют сложный ряд, чье поведение (например, равновесие NO₂/N₂O₄ и нестабильность N₂O₃) жестко контролируется термодинамическими условиями. Глобальный цикл азота, обеспечиваемый как высокоэнергозатратной биологической фиксацией (16 $\text{АТФ}$), так и промышленно реализованным процессом Габера–Боша, является основой для всей экосистемы.

Экологические последствия антропогенных выбросов NOₓ критичны, поскольку оксиды азота выступают инициаторами фотохимического смога, приводя к образованию вторичных токсинов, таких как озон и ПАН. Необходимость контроля этих выбросов подтверждается высоким вкладом автотранспорта в загрязнение атмосферы крупнейших российских городов. Эффективным ответом на эту угрозу является внедрение технологий SCR, использующих специализированные катализаторы ($\text{V}_{2}\text{O}_{5}/\text{TiO}_{2}$) для восстановления NOₓ до инертного $\text{N}_{2}$.

В физиологии оксид азота (NO) является примером того, как простая неорганическая молекула может выполнять функцию жизненно важного газотрансмиттера. Жесткая $\text{Ca}^{2+}$-зависимая регуляция конститутивных NO-синтаз обеспечивает точную сигнализацию (вазодилатация), в то время как неконтролируемая продукция NO при воспалении может способствовать окислительному стрессу через ультрабыстрое образование высокотоксичного пероксинитрита ($\text{ONOO}^{-}$), вызывающего повреждение белков (нитрирование тирозина).

Перспективы дальнейших исследований лежат в области разработки более эффективных и менее энергоемких катализаторов для технической фиксации азота и создания новых, устойчивых к дезактивации, систем SCR. В биохимии акцент смещается на детальное изучение механизмов, контролирующих баланс между сигнальной и цитотоксической ролью NO и его производных.

Список использованной литературы

1. Голубев А.Г. // Междунар. мед. обзоры. 1993. Т. 1, № 2. С. 128.
2. Джуа М. История химии. Москва: Мир, 1982.
3. Некрасов Б.В. Основы общей химии. Москва: Химия, 1989.
4. Проблемы фиксации азота. Москва: Мир, 1982.
5. Химия и общество. Москва: Мир, 1995.
6. Химия окружающей среды. Москва: Химия, 1982.
7. Цыганенко О.И. и др. // Гигиена и санитария. 1989. № 4. С. 55.
8. Шретер В., Лаутеншлегер К.-Х., Бибрак. Химия: справочник. Москва: Химия, 1989. С. 346-357.
9. Прикладная биохимия и микробиология. 2020. T. 56, № 6. [Электронный ресурс].
10. ОКСИД АЗОТА: СВОЙСТВА, БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ, МЕХАНИЗМЫ ДЕЙСТВИЯ // science-education.ru. [Электронный ресурс].
11. Биологическая роль эндогенного моноксида азота // wikipedia.org. [Электронный ресурс].
12. Об оксиде азота, его влиянии на процессы в коже и использовании в косметике // tusheflora.ru. [Электронный ресурс].
13. Синтаза оксида азота и эндогенный оксид азота в физиологии и патологии клетки // cyberleninka.ru. [Электронный ресурс].
14. Оксиды азота — инициаторы фотохимического смога и механизм их образования // studref.com. [Электронный ресурс].
15. Другие химические реакции оксидов азота // studfile.net. [Электронный ресурс].
16. Имитационная модель возникновения кислотных дождей в атмосфере // ecoportal.su. [Электронный ресурс].
17. Фотохимический смог // wikipedia.org. [Электронный ресурс].
18. Что такое фотохимический смог? // sigmaearth.com. [Электронный ресурс].
19. Каталитическая очистка газовых выбросов от оксидов азота и углерода // msu.ru. [Электронный ресурс].
20. Очистка от оксидов азота дымовых газов и воздуха, методы улавливания NOX // gas-cleaning.ru. [Электронный ресурс].
21. Методы очистки газов от оксидов азота в промышленности // fakel-f.ru. [Электронный ресурс].
22. Каталитическая очистка газовых выбросов: методы и технологии // eet-msk.ru. [Электронный ресурс].
23. Методы и технологии очистки дымовых газов от оксидов азота // tpu.ru. [Электронный ресурс].
24. Оксиды азота // Фоксфорд Учебник. [Электронный ресурс].
25. Оксиды азота (n2o, no, n2o3, n2o5) // studfile.net. [Электронный ресурс].
26. Оксид азота(II). Получение и химические свойства // adu.by. [Электронный ресурс].
27. Химические реакции и получение оксидов азота (N2O. NO. N2O3. N2O5) // uchi.ru. [Электронный ресурс].
28. Виды оксидов азота // ppt-online.org. [Электронный ресурс].
29. БИОЛОГИЧЕСКАЯ ФИКСАЦИЯ АЗОТА И АЗОТФИКСАТОРЫ // pereplet.ru. [Электронный ресурс].
30. Азотфиксация // wikipedia.org. [Электронный ресурс].
31. БИОЛОГИЧЕСКАЯ ФИКСАЦИЯ АЗОТА И АЗОТФИКСАТОРЫ // priroda.ru. [Электронный ресурс].
32. Круговорот азота в природе и его биологическая фиксация // bibliotekar.ru. [Электронный ресурс].
33. Круговорот азота // wikipedia.org. [Электронный ресурс].
34. ДВОЙСТВЕННАЯ РОЛЬ ПЕРОКСИНИТРИТА В ОРГАНИЗМЕ // gsmu.by. [Электронный ресурс].
35. Механизм действия активированных азотсодержащих метаболитов в респираторном тракте // mif-ua.com. [Электронный ресурс].
36. Роль оксида азота в процессах свободнорадикального окисления // vmeda.org. [Электронный ресурс].
37. Процесс Габера – Боша. Революционное открытие о котором мало кто слышал, но многие пробовали на вкус // pikabu.ru. [Электронный ресурс].
38. Промышленный процесс (изобретен Фрицем Хабером и Карлом Бошем), в котором атмосферный азот.. 2025 // vk.com. [Электронный ресурс].
39. Процесс Габера // wikipedia.org. [Электронный ресурс].